Химия и ПСЭ

Реакционная способность веществ

Введение

Химия – наука о веществах и законах, которым подчиняются их превращения. Основной из этих законов – Периодический закон

Д.И. Менделеева, отраженный его знаменитой таблицей. Задача студента, изучающего химию, научиться пользоваться этой гениальной шпаргалкой. позволяющей по положению элемента в таблице предсказать свойства элемента и его соединений. В пособии отражены общие закономерности протекания химических процессов и весь курс химии в целом во взаимосвязи всех ее разделов. Учебно-практическое пособие составлено в точном соответствии с общеобразовательными стандартами по дисциплине «Химия», изучаемой студентами специальностей 0608, 0702, 1706, 2102, 2713, 0135, 3117,3511 всех форм обучения.

Реакционная способность – способность вещества вступать в те или иные химические реакции. Она связана с химическими свойствами вещества, которые определяются положением элемента, образующего вещество, в

периодической системе элементов (ПСЭ).

Периодический закон Д.И. Менделеева (современная формулировка).: Свойства простых веществ, а также свойства и форма их химических соединений, находятся в периодической зависимости от заряда ядра..

Заряд ядра – количество протонов в ядре атома, равное количеству электронов в атоме. Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в ПСЭ. Свойства элементов и их химических соединений связаны с электронным строением атома. Упрощенно можно сказать, что электроны находятся на атомных орбиталях, которые занимают строго определенные энергетические уровни в пространстве вокруг положительно заряженного ядра атома. Атомная орбиталь – это область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.

Для понимания зависимости свойств элемента и его химических соединений от положения элемента в ПСЭ рассмотрим устройство периодической таблицы. Как и любая таблица, она состоит из строк, соответствующих периодам ПСЭ, и столбцов, соответствующих группам элементов ПСЭ.

В ПСЭ – 7 периодов. Период объединяет элементы с одинаковым количеством энергетических уровней - ЭУ, на которых находятся электроны в атоме. Номер периода, в котором находится элемент в ПСЭ, численно равен количеству ЭУ в атоме и номеру внешнего (последнего от ядра) ЭУ. Так элементы I периода имеют 1 ЭУ, II периода –2 ЭУ, III– 3 ЭУ и т.д. Начиная с II периода, ЭУ(по энергии) расщепляются на подуровни: II – на два, III – на три, IV -VII – на четыре ЭУ. На ЭУ, как и на подуровне, находятся электроны с «равной» энергией.

В ПСЭ – 8 групп. Каждая из них разделена на основную и побочную подгруппы. Группы (подгруппы) объединяют элементы с подобным электронным строением последних ЭУ, что и объясняет сходные химические свойства элементов группы (подгруппы).

Свойства элементов зависят от количества электронов на внешнем ЭУ. У элементов основных подгрупп (Н – Fr, Be – Ra, B - Tl, C - Pb, N - Bi, O – Po, F – At, He - Rn) 1-8 групп количество электронов на внешнем ЭУ численно равно номеру группы. Эти электроны могут быть валентными, т.е. образовывать химические связи и вступать в химические реакции.

Максимальное количество электронов на ЭУ элементов основных подгрупп равно 8. Восемь электронов внешнего ЭУ объясняет химическую инертность элементов 8 группы – благородных газов (Ne – Rn).

У элементов побочных подгрупп (Сu – Au, Zn – Hg, Sc- Ac-Lr, Ti- Ku, V - Ns, Cr - W, Mn – Re) 1-7 групп номер группы ПСЭ численно равен сумме электронов на внешнем и предвнешнем ЭУ. Электроны этих уровней могут быть валентными.

В группах (подгруппах) сверху вниз увеличивается количество ЭУ и, следовательно, увеличивается расстояние между положительно заряженным ядром и валентными электронами элементов и их ионов. Это расстояние далее условно будем называть радиусом.

В периодах (с одинаковым «радиусом») слева направо увеличивается положительный заряд ядра (количество протонов).

Как же влияют «радиус» и заряд ядра на химические свойства элементов и их соединений?

Металлические и неметаллические свойства.

Металлические свойства обусловлены способностью отдавать электроны, неметаллические – их принимать. Чем легче отдать электрон, тем сильнее выражены металлические свойства. Чем дальше электрон от положительно заряженного ядра (больше его «радиус») и меньше заряд этого ядра, тем легче отдать электрон и наоборот. Следовательно, сверху вниз ПСЭ в группах (подгруппах) усиливаются металлические свойства, а неметаллические уменьшаются.

Наибольший «радиус» при наименьшем заряде - у франция (нижний левый угол ПСЭ). Это самый активный металл ПСЭ. Наименьший «радиус» при наибольшем заряде - у фтора (правый верхний угол ПСЭ). Это самый активный неметалл ПСЭ.

Неметаллов значительно меньше, чем металлов. Все они расположены в верхнем правом углу ПСЭ.

Обратите внимание, что в большинстве таблиц ПСЭ символы металлов, неметаллов и элементов (металлов), чьи оксиды и гидроксиды могут проявлять амфотерные свойства (см. ниже), окрашены в разные цвета.

1.2.Кислотно-основные свойства веществ.

Для ответа на вопрос о кислотно-основных свойствах веществ надо вспомнить о классах неорганических соединений и некоторых их свойствах.

Кислоты (по Аррениусу) – неорганические соединения, диссоциирующие в водном растворе на катион водорода и анионный остаток кислоты

НА «Н⁺ + А^-

Чем легче отдать катион водорода, тем сильнее кислота, тем активнее она проявляет свои кислотные свойства при взаимодействии с основаниями, основными оксидами.

Основания (по Аррениусу) – неорганические соединения, диссоциирующие в водном растворе на катион металла и гидроксо-группу

МеОН «Ме⁺ + ОН^-

Чем легче отдать гидроксо-анион, тем сильнее основание, тем активнее оно проявляет свои основные свойства при взаимодействии с кислотами, кислотными оксидами.

Оксиды – соединения элемента с кислородом.

Кислотные оксиды – оксиды, образованные типичными неметаллами

( SO₃, СО₂, Р₂О₅ и др.).

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, например:

SO₃ + CaO = CaSO₄

SO₃ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O

Основные оксиды – оксиды, образованные типичными металлами – элементами 1 (Li – Fr) и 2 (Са – Ra) главных групп и остальными металлами в более низкой из возможных степенях окисления (FeО, MnO и др.).

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и с кислотными оксидами, например

CaO + SO₃ = CaSO₄

CaO + Н₂SO₄= CaSO₄ + H₂O

Амфотерные оксиды – оксиды металлов, проявляющих металлические и неметаллические свойства (ZnO, Аl₂O₃, SnO, PbO и др.)

Амфотерные оксиды взаимодействуют с киcлотами и кислотными оксидами, с основаниями и основными оксидами, например:

ZnO+ Н₂SO₄= ZnSO₄ + H₂O

ZnO + SO₃ = ZnSO₄

ZnO + 2KOH = K₂ZnO₂ + 2H₂O

ZnO + K₂O = K₂ZnO₂

Свойства безкислородных кислот.

Исходя из определения кислоты, вытекает, что чем больше «радиус» аниона, образующего кислоту, и меньше его заряд, тем легче отдать катион водорода, тем сильнее выражены кислотные свойства. Например, в ряду безкислородоных кислот HF, HCl, HBr, HI кислотные свойства усиливаются от фтороводородной к иодоводородной кислоте. Наиболее слабая из приведенных кислот – HF.

Свойства кислородосодержащих кислот и оснований.

Кислородосодержащие кислоты и основания относятся к классу гидроксидов, так как и те и другие содержат гидроксо-группу. Поэтому будем рассматривать их как неорганические соединения с общей формулой ЭОН, которое может диссоциировать в водном растворе как кислота (1) и как основание (2):

1) ЭОН « Э⁺ + ОН^-

Диссоциация по основному типу возможна тогда, когда связь Э-О – слабая: «радиус» элемента большой, заряд мал.

2) ЭОН « ЭО^- + Н⁺

Диссоциация по кислотному типу возможна тогда, когда связь Э-О – сильная: «радиус» элемента мал, заряд большой.

Исходя из вышесказанного, рассмотрим изменение свойств гидроксидов в ряду Mn(OH)₂, Mn(OH)₄, Mn(OH)₇:

- Mn(OH)₂ проявляет основные свойства, взаимодействуют с кислотами (кислотными оксидами), например:

Mn(OH)₂ + 2НСl = MnCl₂ + 2H₂O

- Mn(OH)₄, – амфотерен, взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, основаниями и основными оксидами, например:

Mn(OH)₄ + 4НСl = MnCl₄ + 4H₂O

Mn(OH)₄ + 2КОН = К₂MnО₃ + 2H₂O

- Mn(OH)₇ проявляет только кислотные свойства, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, например:

НMnO₄ + КОН = КMnО₄ + H₂O

Гидроксиды, проявляющие кислотные свойства, следует записывать в виде соответствующих гидроксидам кислот, которые получают путем отнимания из соответствующих формул молекул воды: Н₂МnO₃ [Mn(OH)₄ - H₂O],

Н₂МnO₄ [Mn(OH)₆ - 2H₂O], НМnO₄ [Mn(OH)₇ - 3H₂O].

Из вышесказанного следует, что с ростом заряда и уменьшением радиуса элемента, образующего гидроксид, увеличиваются его кислотные и уменьшаются основные свойства.

Кислотно-основные свойства кислот и оснований можно оценить по значению их константы диссоциации (К_д), приведенной в справочниках. Чем меньше К_д, тем слабее выражены кислотные (основные) свойства кислот (оснований).

Дата добавления: 2014-12-27